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专题2　原子结构与元素性质
第二单元　元素性质的递变规律
第2课时　元素第一电离能和
电负性的周期性变化
课程标准 核心素养目标
1.了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。
2．了解电离能和电负性的简单应用。 变化观念与平衡思想：认识元素的第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度进行解释。
一、元素第一电离能的周期性变化
1．某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的_______________，用符号____表示。
2．第一电离能数值越小，表示在气态时该原子越___________一个电子。
3．对于同一周期元素而言，________的第一电离能最小，___________的第一电离能最大，从左到右第一电离能呈现______的趋势；对于同一主族元素，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐______。
第一电离能
I1
容易失去
碱金属
稀有气体
增大
减小
二、元素电负性的周期性变化
1．电负性：用来衡量元素在化合物中______电子的能力。
2．同一周期，主族元素的电负性从左到右依次______，表明其吸引电子的能力逐渐______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______。
吸引
增大
增强
减弱
增强
减弱
增强
减弱
◆易错警示
(1)第二、三周期的B、Al 比相邻元素的第一电离能小是由于p轨道的电子能量比s轨道电子的能量高；O、S比相邻元素的第一电离能低是由于N、P排布是半充满的稳定结构。
(2)H的电负性比B、Si的大。
探究一__电离能及其应用
如图，1～36号元素的第一电离能数值的变化曲线。
[问题设计]
(1)据图可知，ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
提示：同周期中，ⅡA族元素的外围电子排布为ns2，ⅤA族元素的外围电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：
①为什么同一元素的电离能逐级增大？
②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3
提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因此第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。
②Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不大，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。
1．电离能的变化规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。
②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3 I4＜I5……
2．第一电离能与原子核外电子排布
(1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
(2)在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。一般情况下，金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。
3．电离能的应用
[名师总结]
由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。
【例1】 已知 X 和 Y 均为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如表所示：
下列说法正确的是 (　　)
A．X通常显＋3价，Y通常显＋1价
B．X的第一电离能小于Y的第一电离能，则X比Y金属性强
C．X、Y的最高价氧化物的水化物都不能与NaOH溶液反应
D．工业上制取X采用的是电解熔融的X的氧化物，制取Y采取的是电解熔融的Y的氯化物
D
解析：
X的第四电离能突然增大，则X最外层有3个电子，X是Al，铝通常显＋3价；Y的第三电离能突然增大，则Y最外层有2个电子，Y是Mg，镁通常显＋2价，A错误；Al的第一电离能小于Mg的第一电离能，但Mg比Al的金属性强，B错误；Al(OH)3能与NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，C错误；工业上采用的是电解熔融的Al2O3冶炼金属铝，电解熔融的MgCl2冶炼金属镁，D正确。
【例2】 下列各组元素，按原子半径依次减小，元素的第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 (　　)
A．K、Na、Li B．Al、Mg、Na
C．N、O、C D．Cl、S、P
A
解析：
K、Na、Li的原子半径依次减小，第一电离能逐渐增大，A正确；Al、Mg、Na的原子半径依次增大，Na的第一电离能最小，Mg的第一电离能大于Al，B错误；原子半径大小顺序是C>N>O，N的第一电离能大于O，则第一电离能大小顺序是CS>Cl，P的第一电离能大于S，则第一电离能大小顺序是Cl>P>S，D错误。
1．某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是______________。
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填标号)。
①E(砷)＞E(硒)　 ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒)　 ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：_______＜E＜_______。
(4)10号元素E值较大的原因是___________________________________ ________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案：(1)随着原子序数增大，E值变小
(2)①③　(3)485　738　(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
解析：
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第二、三周期看，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)根据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。
探究二__电负性及其应用

在化学中有一个概念，全世界的化学家和材料学家几乎每天都会用到，它常被视为元素周期表中的“第三个维度”。研究人员已经无数次地将它用于分子和材料的设计上。它衡量的是不同原子吸引电子的能力。可以说，它是解释元素之间为什么会发生化学反应，以及为何能形成具有不同性质的材料的重要基础。化学家曾无数次地尝试用不同的方法来定义和量化这一概念。瑞典化学家永斯·贝采利乌斯在19世纪对它进行了研究。美国化学家莱纳斯·鲍林将其定义为分子中原子吸引电子的能力，并提出了一个基于键能的公式，这一定义至今仍然适用。
[问题设计]
(1)“第三个维度”是什么？
提示：电负性。根据材料可知，“第三个维度”衡量的是不同原子吸引电子的能力，符合概念的是电负性。
(2)根据铝元素和氯元素的“第三个维度”差值判断，AlCl3是离子化合物还是共价化合物？为什么？
提示：共价化合物。Cl的电负性为3.0，Al的电负性为1.5，二者电负性的差值小于1.7，形成共价键，故AlCl3是共价化合物。
(3)电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
(4)同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗？
提示：不一定。通常情况下，同周期主族元素第一电离能越大，电负性越大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的外围电子排布分别为ns2、ns2np3，为全充满和半充满结构，同周期这两族元素原子第一电离能反常。如电负性NO。
(5)在元素周期表中，某些位于左上和右下位置的两种元素，其单质和化合物的性质相似，如Li Mg，Be Al，请从电负性的角度分析其中的原因。
提示：左上和右下位置的两种元素，电负性数值相近，如Li、Mg的电负性分别为1.0和1.2，Be、Al的电负性均为1.5，说明它们吸引电子的能力相当，所以其单质和化合物的性质也相似。
1．电负性的变化规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增(稀有气体元素除外)。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
(3)电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考查)。
2．判断元素的金属性和非金属性及其强弱
(1)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
3．判断元素的正负化合价
(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
4．判断化学键的类型
一般认为：
(1)如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
5．解释元素“对角线”规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线”规则。
这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们在化合物中吸引电子的能力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
【例3】 (2023·江苏宿迁高二训练)下列给出14种元素的电负性：
已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性___________；同一主族中，从上到下，元素的电负性____________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：____________________ _______________________________________________________________。
(3)Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl形成的化合物中，________元素呈负价，理由是_______________________________________ _______________________________________________________________。
(4)表中符合“对角线”规则的元素有Li和__________、Be和________、B和__________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是___________ _____________________________。写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：________________________________________________________________________________________________________________________________。
解析：
(1)电负性用来描述不同元素的原子在化合物中吸引电子能力的大小，电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度，电负性越大，非金属性越强。(2)短周期元素中，F元素的电负性最大(为4.0)，Na元素的电负性最小(为0.9)，两种元素的电负性差值为3.1，大于1.7，故NaF为离子化合物。(3)F和Al元素的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3为离子化合物；Cl和Al的电负性差值小于1.7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S显正价，Cl显负价(电负性：Cl>S)。(4)根据“对角线”规则，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。
B
解析：
元素的电负性越大，元素原子对电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对电子的吸引力越小。由于O、S同一主族，O的电负性大于S，因此S和O的共用电子对偏向O，S的电负性小于N的电负性，即N对电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A错误，B正确；AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C错误；Si的电负性小于H的电负性，因此在SiH4中Si的化合价是＋4，H的化合价为－1，D错误。
1．下列有关电离能的说法，正确的是 (　　)
A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
D　
解析：
元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子，A错误；第一电离能是某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量，B错误；从总的变化趋势上看，同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如I1(N)>I1(O)，C错误。
2．下列说法正确的是 (　　)
A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
A　
解析：
同周期从左到右，第一电离能总体呈增大的变化趋势，故同周期的 ⅠA族元素的第一电离能最小，0族元素的最大，A正确，C错误；但由于ns2的全充满、np3的半充满结构较稳定，故 ⅡA族元素和ⅤA族元素的第一电离能比其相邻两个族的都高，B错误；I1(K)3．下列关于电负性的叙述，不正确的是 (　　)
A．电负性用来描述不同元素的原子对电子吸引力的大小
B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值
C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强
C　
解析：
ⅡA族元素原子的ns轨道为全充满，ⅤA族元素原子np轨道为半充满，第一电离能比相邻元素大，C错误。
4．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1)。
B　
解析：
从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2，最外层电子数为2，应为ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。
(1)工业上制备金属镁，采用电解熔融的MgCl2的方法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3(加冰晶石)不用电解熔融AlCl3的方法。试解释原因：
___________________________________________________________。
(2)判断化合物GeCl4、AsCl3是共价化合物，还是离子化合物？
___________________________________________________________。
(3)判断化合物OF2、NH4Cl、Al4C3、LiAlH4中各元素的化合价：
___________________________________________________________。
答案：(1)根据电负性，MgCl2、Al2O3是离子化合物，熔化时存在自由移动的离子，能导电；AlCl3是共价化合物，AlCl3的熔化态以分子形式存在，不能导电
(2)GeCl4、AsCl3都是共价化合物
(3)OF2中，O的化合价为＋2，F的化合价为－1；NH4Cl中，N、H、Cl的化合价分别是－3、＋1、－1；Al4C3中，Al的化合价为＋3，C的化合价为－4；LiAlH4中，Li、Al、H的化合价分别为＋1、－3、－1

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